A eletronegatividade é a capacidade que um átomo de um elemento químico tem para atrair para si os eletrões envolvidos numa ligação química em que esteja envolvido.

Esta capacidade de atrair, mais ou menos, eletrões (ou nuvem eletrónica) de outro átomo está relacionada com a afinidade eletrónica e a energia de ionização de cada elemento químico. Um elemento químico com baixa energia de ionização tem pouca capacidade de atrair eletrões e um elemento com elevada energia de ionização apresenta um valor de eletronegatividade alto.

A escala de eletronegatividade mais usada foi desenvolvida por Pauling.

A eletronegatividade aumenta, de uma forma geral, ao longo de um período da Tabela Periódica (aumenta da esquerda para a direita) e diminui ao longo de um grupo (diminui de cima para baixo).

 

Figura 1 - Eletronegatividade dos elementos químicos, escala de Pauling  [© www.chromacademy.com, adaptada].
Figura 1 - Eletronegatividade dos elementos químicos, escala de Pauling [© www.chromacademy.com, adaptada].

 

Polaridade de uma ligação química

A diferença entre o valor de eletronegatividade de dois átomos ligados entre si define a polaridade dessa ligação.

Se dois átomos do mesmo elemento químico estabelecem uma ligação há entre eles uma diferença de eletronegatividade nula, ou seja, nenhum deles apresenta maior capacidade de atrair para si a nuvem eletrónica global dos dois átomos pelo que a ligação (ou molécula em causa) será apolar.

Quando dois átomos de elementos químicos diferentes estabelecem uma ligação há uma diferença de eletronegatividade. O átomo mais eletronegativo irá deslocar a nuvem eletrónica total para si pelo que irá gerar uma maior densidade de carga negativa junto de si, ocorrendo no outro átomo o fenómeno contrário. Esta ligação será polar.

Quanto maior for a diferença de eletronegatividade entre dois átomos ligados maior será a polaridade dessa ligação. Quando a diferença entre os valores de eletronegatividade desses átomos for superior a 2,0 considera-se que essa ligação passa a ser de carácter iónico, e não covalente.

Exemplo: para a ligação entre um átomo de sódio, \(\text{Na}\), e um átomo de cloro, \(\text{Cl}\), a diferença de eletronegatividade é igual a 3,16 - 0,93 = 2,23 > 2,0, pelo que esta ligação é de carácter iónico.

Se a diferença de eletronegatividade entre dois átomos de uma ligação for igual a zero essa ligação é covalente pura.

Exemplo: moléculas \(\text{O}_{2}\), \(\text{H}_{2}\), \(\text{Cl}_{2}\).

 

Bibliografia:
D. Reger, S. Goode, E. Mercer, "Química: Princípios e Aplicações", Fundação Calouste Gulbenkian, 2010.
R. Chang, "Química", McGraw-Hill, 5ª edição.